Bonjour Sotibio,
Si on te parle d'oxydoreduction :
- Soit tu t'y connais pas mal en nombre d'oxydation et tu regarde un peu à l'instinct ce qui est possible de faire…
- Soit tu dois te référer aux potentiels standard.
Je vais prendre le premier exemple avec le CO2 :
Évaluer le nombre d'oxydation équivaut à renseigner sur les charges partielles contenues dans une molécule. Essayons d'analyser la polarité des liaisons de la molécule de dioxyde de carbone :
$$\mathrm {O=C=O}$$
Pour connaître la polarisation des liaisons de cette molécule il faut nous concentrer sur l’électronégativité des atomes relatifs.
L'oxygène ($\mathrm {O}$) : $3.44$
Le carbone ($\mathrm {C}$) : $2.55$
L'oxygène est donc ici l’élément attracteur d'électrons (son électronégativité est plus grande que celle du carbone). Nous savons donc que le nuage électronique de la liaison est plus proche du noyau de l'oxygène. Nous obtenons alors les charges partielles suivantes :
$$
\begin{aligned}
&\delta^{-}\quad\delta^{2+}\quad\delta^{-} \\
&\mathrm {O=C=O}
\end{aligned}
$$
Première étape - Quelles sont les espèces
Comptons alors le nombre de liaisons dans cette molécule :
- L'oxygène fait $2$ liaisons avec le carbone
- Le carbone fait $4$ liaisons avec des oxygènes
- L'oxygène terminal fait $2$ liaisons avec le carbone
Deuxième étape - Comment sont organisées les charges
Le but maintenant est d'appliquer au précédent listing un chiffre relatif (positif ou négatif), qui correspond à la charge partielle de l'atome étudié à chaque point.
L'oxygène compte donc, pour le carbone, $2$ charges partielles négatives ce qui signifie que son nombre d'oxydation est de $-2$ noté en chiffre romain : $\mathrm{-II}$.
L'atome d'oxygène fait 2 liaisons avec le carbone, il est normal que son nombre d'oxydation soit de $-2$
Nous savons que les oxygènes sont au nombre de deux, donc ce nombre est attribué de part et d'autre de la molécule :
$$
\begin{aligned}
\mathrm {-II}\;\;\;\;?\;\;\;\mathrm {-II} \\
\;\;\;\mathrm {\;O=C=O}
\end{aligned}
$$
Comment deviner le nombre d'oxydation $?$ du carbone alors ?
En sachant que la globalité de la molécule est neutre, nous pouvons comprendre qu'il y a autant de charge positive que négative. Cela doit être clair, lorsque nous étudions un élément chimique pour en connaitre le nombre d'oxydation, et qu'il est neutre (comme ici, le carbone ne porte pas de charge réelle) alors l'équation est égale à 0 pour représenter la neutralité de l’élément.
$$ ? + 2(\mathrm{-II}) = 0$$
Remplaçons la valeur en chiffre romain par un nombre :
$$ ? + -4 = 0$$
Additionnons
$4$ des deux cotés :
$$ ? + 4 - 4 = 0 + 4$$
$$ ? = 4$$
Retour aux chiffres romains :
$$ ? = \mathrm{+IV}$$
Nous avons finalement ceci :
$$
\begin{aligned}
\mathrm{-II}\;\mathrm{+IV}\;\mathrm{-II} \\
\mathrm{O=C=O}
\end{aligned}
$$
Le Carbone ici est donc oxydé "$\mathrm{+IV}$"
Pour le graphite alors, c'est simplement du "Carbone Pur" nous sommes sur d'avoir affaire à du Carbone lié à du Carbone. Ce que je noterais : $\mathrm{C-C}$
Comment calculer le nombre d'oxydation du Carbone, quand il est lui même relié à un carbone ?
Rappelons l'étape primaire qui consistait à prendre en compte les liaisons polarisées. Ici la liaison $\mathrm{C-C}$ ne peut pas être polarisée car elle est située entre deux atomes d'électronégativité strictement identique.
Dans cette liaison, il n'y a aucune polarisation, cela signifie qu'il n'y a pas de charges ! L'état d'oxydation ici est "$0$".
Tu vas me dire : Ouais ok c'est bien mignon tout ça mais ça m'apporte quoi ?
Et bien l'espèce la plus positive est donc l'espèce la plus oxydé, autrement dit, ce carbone manque d'electron est peut-être prêt à tout pour en voler ! C'est un Oxydant comparé au Graphite qui semble paisible et bien homogène.
$$\mathrm{C^{+IV}} + 2e^- \rightarrow \mathrm{C^{+II}}$$
Alors que l'atome de carbone covalent du graphite lui sera plus enclin à s'oxyder comme ceci :
$$\mathrm{C^{0}} \rightarrow \mathrm{C^{+II}} + 2e^-$$
Tu sais maintenant quelles sont les demi-équations redox ! Il ne reste plus qu'à les additionner :
$$\mathrm{C^{+IV}} + 2e^- + \mathrm{C^{0}} \rightarrow \mathrm{C^{+II}} + \mathrm{C^{+II}} + 2e^-$$
On enlève les electrons de part et d'autres :
$$\mathrm{C^{+IV}} + \mathrm{C^{0}} \rightarrow 2\mathrm{C^{+II}}$$
Je te laisse remplacer les entités que j'ai utilisé par le dioxyde de carbone et le graphite. 
En espérant avoir été claire.
Pourquoi pas de dioxygène ? Déjà à 800°C tu te rend bien compte que les proprietés oxydantes de l'oxygène sont très grandes ?! Cela attaquerait instantanément les carbones. La plus part des molécules organiques ne resistent pas à 300°C. Alors le graphite n'y coupe pas, il serait rentré en combustion.
De plus avec cette Histoire de C + O2 ce que tu essaye de faire, c'est de réduire le carbone du dioxyde de carbone… Mais qui est l'espèce oxydée ?! C'est une question que tu ne dois jamais oublier. Une Redox est une réaction jumelée. Il y a un oxydant qui se fait réduire (dioxyde de carbone) et un réducteur qui se fait oxyder (ici le graphite). Les deux parties auront subit des transformations à la fin de la réaction !
J'aurais mis de l'O2 et du C.
Après on me demande certaines questions sur cette réaction que j'ai réussis à faire sauf la dernière.
On me donne K(p) = 10.
Questions:
- Donner la composition du mélange des gaz obtenu à l’équilibre à 8OO °C sous une pression de 4 atm
On trouve 0,38 mol de CO2 et 1,24 mol de CO.
- Donner la pression partielle de CO2 à l’équilibre
On trouve 0,93 atm.
- Pour quelle pression totale le mélange gazeux contient-il 6 % de CO2 en
volumes ?